Nimûneya Pirsên Gotûbêja Elektrokîmyayê
Elektrokimya şaxek kîmyayê ye ku têkiliya di navbera reaksiyonên kîmyewî û guhertinên di enerjiya elektrîkê de lêkolîn dike. Di elektrokimyayê de, du têgehên sereke hene: oksîdasyon (berdana elektronan) û kêmkirin (qezenckirina elektronan). Ev pêvajo dikarin di du celeb xaneyên elektrokimyayî de werin dîtin: xaneyên voltaîk (xaneyên galvanîk) û xaneyên elektrolîtîk. Li jêr çend mînakên pirsgirêkan û ravekirinên wan hene da ku ji we re bibin alîkar ku hûn elektrokimyayê fam bikin.
Nimûneya Pirsa 1: Xaneya Voltaîk
Pirs:
Xaneyek voltaîk bi elektrodên zinc (Zn) û sifir (Cu) ku bi rêya pireke xwê ve girêdayî ne hatiye dayîn. Zn di nav çareseriyeke ZnSO4 ya 1 M de tê avêtin û Cu jî di nav çareseriyeke CuSO4 ya 1 M de tê avêtin. Reaksiyonên ku li her elektrodê çêdibin binivîsin û cudahiya potansiyelê (EMF) ya xaneya voltaîk hesab bikin. Daneyên potansiyela elektroda standard:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Nîqaş:
Gava yekem ew e ku reaksiyona redoks a ku çêdibe were destnîşankirin. Di şaneyek voltaîk de, reaksiyonek redoks a xweber çêdibe ku tê de
- Çînko (Zn) oksîdasyonê derbas dike:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
- Sifir (Cu) kêm dibe:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rastarrow \text{Cu (s)} \]
Reaksiyona redoks a tevahî di xaneya voltaîk de ev e:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Piştre, em ê cûdahiya potansiyela şaneyê hesab bikin:
\[ E_{\text{hucre}} = E^o_{\text{katod}} – E^o_{\text{anode}} \]
Dîmana:
- Katod ew elektrod e ku tê de kêmkirin (Cu) çêdibe.
- Anod ew elektrod e ku oksîdasyon (Zn) lê çêdibe.
Heta,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Xelasî:
- Reaksiyona ku li anodê (Zn) çêdibe:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
- Reaksiyona ku li katod (Cu) çêdibe:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rastarrow \text{Cu (s)} \]
- Cûdahiya potansiyela şaneyê (EMF): 1.10 V
-
Nimûneya Pirsa 2: Xaneya Elektrolîtîk
Pirs:
Di elektrolîza çareseriya NaCl de, reaksiyonên ku li katod û anodê çêdibin, heke elektrodek bêbandor, wek platîn (Pt), were bikar anîn, diyar bikin. Barka tevahî ya ku ji bo hilberandina 1 gram Cl2 hewce ye hesab bikin. (ArCl = 35.5)
Nîqaş:
Gava yekem ew e ku reaksiyonên ku li her elektrodê di çareseriya xwêya NaCl de çêdibin werin nivîsandin.
- Li katod (kêmkirin):
Di vê pêvajoyê de, îyonên H+ ji avê dê kêm bibin:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rastarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
- Li anodê (oksîdasyon):
Îyona Cl- dê oksîdasyonê derbas bike û bibe gaza Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rastarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Tevahiya Reaksiyonê:
Ji ber vê yekê, reaksiyona giştî ya ku di elektrolîza çareseriya NaCl de çêdibe ev e:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rast tîra 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Ji bo hesabkirina barkirina pêwîst ji bo hilberandina 1 gram Cl2, divê em hejmara molên Cl2 diyar bikin:
\[ \text{Girseya Cl}_2 = 1 \text{gram} \]
\[ \text{ArCl}_2 = 2 \car 35.5 = 71 \text{gram/mol} \]
\[ \text{Hejmara molên Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Li gorî hevkêşeya reaksiyonê ya li anodê, 1 mol Cl2 ji 2 mol elektronan tê hilberandin:
\[ 2Cl^- \rasttîra Cl_2 + 2e^- \]
Bi gotineke din, 1 mol Cl2 2 mol elektron hewce dike.
Hejmara molên elektronan:
\[ \text{Hejmara molên elektronan} = 2 \car \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Barkirina pêwîst dikare bi karanîna nirxa Faraday (F = 96485 C/mol e^-) were hesibandin:
\[ Q = n caran F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{mol}\rast) \times 96485 \text{C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Xelasî:
- Reaksiyona li katod:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rastarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
- Berteka li anodê:
\[ 2Cl^-(aq) \rastarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Tevahiya barê pêwîst ji bo hilberîna 1 gram Cl2 2718 C ye.
-
Mînak 3: Têkiliya Nernst û Mercên Ne-Standard
Pirs:
Potansiyela şaneyek voltaîk a ji elektrodên Ag/Ag+ bi rêjeya îyonên zîv 0.1 M û elektrodên Zn/Zn2+ bi rêjeya 0.01 M hatî çêkirin hesab bike. Potansiyela elektrodê ya standard ev e:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Nîqaş:
Gava yekem ew e ku reaksiyonên ku çêdibin werin nivîsandin:
- Oksîdasyon li anodê (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
- Kêmkirin li katod (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Tevahiya reaksiyonê:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Li gorî hevkêşeya Nernst:
\[ E_{\text{Hucre}} = E^o_{\text{Hucre}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{berhem}]}{[\text{reaktant}]} \right) \]
Dîmana:
\[ n = 2 \]
Pêşî, E^o_{\text{Sel}} hesab bike:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Hucre}} = 1.56 \, \text{V} \]
Piştre, potansiyela rastîn a şaneyê di rêjeya diyarkirî de hesab bike:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Hucre}} = 1.56 \, \text{V} \]
Xelasî:
- Reaksiyonên ku li anodê û katodê çêdibin yek dimînin
- Potansiyela şaneyê bi konsantrasyonek diyarkirî 1.56 V e
Ev gotar nîşan dide ka meriv çawa çend celeb pirsgirêkên di elektrokîmyayê de çareser dike, di nav de pirsgirêkên têkildarî xaneyên voltaîk, xaneyên elektrolîtîk, û hesabkirinên bi karanîna Hevkêşeya Nernst. Têgihîştineke kûr a prensîbên li pişt reaksiyonên redoks û şiyana karanîna daneyên elektrokîmyayî ji bo serkeftina çareserkirina van celeb pirsgirêkan girîng in.
